Szkoła Główna Gospodarstwa Wiejskiego
Wydział Nauk o Żywności
studia zaoczne 2010-2011
CHEMIA OGÓLNA I NIEORGANICZNA
dr Mariola Kozłowska
Katedra Chemii WNoÅ» (zielony budynek)  p. 2027
e-mail: [e-mail]
Wykład 6. Elektrolity. Bufory. Alkacymetria.
1
W drugiej połowie XIX wieku szwedzki chemik S.A. Arrhenius prowadząc badania nad
przewodnictwem roztworów stwierdził, że substancje chemiczne można podzielić na dwie grupy:
elektrolity i nieelektrolity.
Elektrolitami są substancje, które po rozpuszczeniu w wodzie lub w innych rozpuszczalnikach
polarnych oraz w stanie stopionym przewodzą prąd elektryczny. Przewodzenie to umożliwiają
jony, będące cząstkami obdarzonymi ładunkiem elektrycznym.
Elektrolitami są sole, wodorotlenki, kwasy tlenowe, wodorki kwasowe i niektóre związki
Elektrolitami są sole, wodorotlenki, kwasy tlenowe, wodorki kwasowe i niektóre związki
organiczne.
organiczne.
Nieelektrolitami są substancje, które nie ulegają dysocjacji jonowej, a ich roztwory nie
przewodzą prądu elektrycznego. Jest to większość związków organicznych oraz tlenki i wodorki
Jest to większość związków organicznych oraz tlenki i wodorki
nie reagujÄ…ce z wodÄ….
nie reagujÄ…ce z wodÄ….
Elektrolity, które ulegają całkowitej lub niemal całkowitej dysocjacji, zwane są mocnymi.
zwane sÄ… mocnymi.
Elektrolity, które częściowo ulegają dysocjacji noszą nazwę elektrolitów słabych.
elektrolitów słabych.
Dysocjacja elektrolityczna to rozpad cząsteczek związków chemicznych,
(będących elektrolitami) na jony dodatnie nazywane kationami i jony ujemne nazywane anionami
pod wpływem wody.
2
Dysocjacja elektrolityczna
W przypadku dysocjacji mocnych elektrolitów:
W przypadku dysocjacji mocnych elektrolitów:
mocnych kwasów - HCl, HJ, HBr, HNO3, HClO4, H2SO4, organicznych kwasów sulfonowych,
mocnych zasad - wodorotlenki metali I i II grupy układu okresowego oprócz Be(OH)2
i Mg(OH)2,
soli - niemal wszystkie sole dobrze rozpuszczalne w wodzie
reakcjÄ™ dysocjacji przedstawia siÄ™ jako reakcjÄ™ nieodwracalnÄ… zachodzÄ…cÄ… tylko w kierunku rozpadu na
jony (w równaniu wpisuje się jedną strzałkę).
W przypadku dysocjacji słabych elektrolitów:
W przypadku dysocjacji słabych elektrolitów:
słabych kwasów - HF, HNO2, H2CO3, H2S, H2SO3, H3PO4, HCN,
słabych zasad - Al(OH)3, Cu(OH)2, amoniak, anilina,
soli - nieliczne sole rozpuszczalne w wodzie, np.: HgCl2
w równaniach reakcji dysocjacji wpisuje się dwie przeciwnie skierowane strzałki lub znak równości.
3
Dysocjacja elektrolityczna
Kwasy jednoprotonowe: HNO3 H+ + NO3Å»
Kwasy wieloprotonowe: H2SO4 H+ + HSO4Å» H3PO4 H+ + H2PO4Å»
HSO4Å» H+ + SO42- H2PO4Å» H+ + HPO42-
HPO42- H+ + PO43-
Wodorotlenki: KOH K+ + OH Å»
Mg(OH)2 “! Mg(OH)+ + OH Å»
Mg(OH)+ Mg2+ + OH Å»
NH4OH NH4+ + OHÅ»
Sole: KCl K+ + Cl Å»
Fe2(SO4)3 2Fe3+ + 3SO42-
4
Moc elektrolitu  stopień dysocjacji
Do porównywania mocy elektrolitów Arrhenius wprowadził pojęcie stopnia i stałej dysocjacji elektrolitycznej.
Stopień dysocjacji (ą) określa stosunek liczby cząsteczek zdysocjowanych (nz, Nz, cz) do liczby cząsteczek
wprowadzonych do roztworu (nw, Nw, cw); n  liczba moli, N  liczba cząsteczek, c  stężenie
lub określa procent cząsteczek zdysocjowanych w danym roztworze.
Ä… = cz/cw, 0< Ä… d" 1
Ä… = (cz / cw)" 100%. 0% < Ä… d" 100%
Stopień dysocjacji zależy od:
rodzaju elektrolitu (mocne i słabe elektrolity),
rodzaju rozpuszczalnika,
stężenia roztworu (wzrasta z rozcieńczeniem elektrolitu i w roztworach bardzo rozcieńczonych wszystkie elektrolity wykazują
stopień dysocjacji zbliżony do jedności, tzn. niemal wszystkie cząsteczki lub zgrupowania jonów substancji rozpuszczonej ulegają
zdysocjowaniu na jony),
obecności innych substancji w roztworze,
temperatury (gdy TÄ™! to Ä…Ä™! nieznacznie).
Stopień dysocjacji (ą) pozwala oszacować moc elektrolitu. Przyjmuje się, że jeżeli:
Ä… >30% - elektrolity mocne
5% < ą d" 30% - elektrolity średniej mocy
ą d" 5% - elektrolity słabe
Elektrolity, które ulegają całkowitej dysocjacji, tzn. ą wynosi 1 noszą nazwę mocnych elektrolitów.
Elektrolity, które częściowo ulegają dysocjacji, tzn. ą jest mniejsza od jedności noszą nazwę słabych elektrolitów.
5
Moc elektrolitu  stała dysocjacji
Stała dysocjacji to stała równowagi K reakcji dysocjacji: AB A+ + B- [mol/dm3]
[A+ ][B- ]
K =
[AB]
[A+] , [B-], [AB]  stężenia molowe w stanie równowagi
W danej temperaturze stosunek iloczynu molowych stężeń jonów do molowego stężenia elektrolitu jest
wielkością stałą.
Stała dysocjacji jest wielkością charakterystyczną dla danego elektrolitu, niezależną od stężenia elektrolitu,
zależną natomiast od temperatury. Im większa wartość K, tym mocniejszy elektrolit.
Dla elektrolitu mocnego wartość Kc > 1, dla elektrolitu słabego wartość Kc wynosi 10-7< Kc< 10-3.
Związek pomiędzy stopniem dysocjacji (ą), stałą dysocjacji (K) i początkowym stężeniem słabego
elektrolitu (c) ujmuje tzw. prawo rozcieńczeń Ostwalda.
Dla elektrolitów słabych wartość stopnia dysocjacji jest bardzo mała. Wtedy wynik odejmowania [1- ą] jest bliski
1 i można zapisać:
a po uproszczeniu
Ä… = K c
Prawo rozcieńczeń Ostwalda słuszne jest jedynie w przypadku roztworów elektrolitów słabych (ąd"0.05) i
6
bardzo rozcieńczonych.
TEORIE KWASÓW I ZASAD
Kwasami sÄ… zwiÄ…zki oddajÄ…ce w roztworach wodnych kationy H+, np.:
Kwasami sÄ… zwiÄ…zki oddajÄ…ce w roztworach wodnych kationy H+, np.:
HCl H+ + Cl-,
HCl H+ + Cl-,
Zasadami sÄ… zwiÄ…zki oddajÄ…ce w roztworach wodnych aniony OH-, np.:
Zasadami sÄ… zwiÄ…zki oddajÄ…ce w roztworach wodnych aniony OH-, np.:
NaOH Na+ + OH-
NaOH Na+ + OH-
Svante Arrhenius
(1887)
(Teorię kwasów i zasad Arrheniusa stosuje się tylko do roztworów wodnych i związków określanych według tej teorii jako kwasy
i zasady, radykalnie zmienia swój charakter w innych rozpuszczalnikach, co jest sprzeczne z teorią Arrheniusa).
Kwasy to donory protonów, np.: HNO3 (k) + H2O (z) H3O+ (z) + NO3- (k)
Kwasy to donory protonów, np.: HNO3 (k) + H2O (z) H3O+ (z) + NO3- (k)
Zasady to akceptory protonów, np.: NH3 (z) + H2O (k) NH4+(k) + OH- (z)
Zasady to akceptory protonów, np.: NH3 (z) + H2O (k) NH4+(k) + OH- (z)
Każdemu kwasowi musi towarzyszyć sprzężona z nim zasada, a każdej zasadzie
Każdemu kwasowi musi towarzyszyć sprzężona z nim zasada, a każdej zasadzie
sprzężony z nią kwas. Tym mocniejszy jest kwas, im słabsza jest sprzężona z nim zasada.
sprzężony z nią kwas. Tym mocniejszy jest kwas, im słabsza jest sprzężona z nim zasada.
Johannes Thomas
Tym mocniejsza jest zasada, im słabszy jest sprzężony z nią kwas.
Tym mocniejsza jest zasada, im słabszy jest sprzężony z nią kwas.
Bronsted Lowry (1923)
Kwasy to akceptory pary elektronowej, np.: BF3, H+
Kwasy to akceptory pary elektronowej, np.: BF3, H+
Zasady to donory pary elektronowej, np.: NH3
Zasady to donory pary elektronowej, np.: NH3
:NH3 + Ag+ [H3N|Ag]+
Powstaje wówczas, tzw. addukt kwasowo  zasadowy.
Powstaje wówczas, tzw. addukt kwasowo  zasadowy.
kwas zasada
H+ + Cl- HCl
Gilbert Lewis
AlCl3 + Cl- AlCl4-
(1923)
H+ + NH3 NH4+
7
DYSOCJACJA WODY
Woda jest elektrolitem bardzo słabym o stałej dysocjacji rzędu 10-16. Jest też elektrolitem, który
można zaliczyć zarówno do kwasów (odłącza w czasie dysocjacji jon H+) jak i do zasad (odłącza jon
OH-, przyłącza proton dając jon hydroniowy H3O+).
Woda ulega autodysocjacji: H2O + H2O = H3O+ + OH-
Równowagę pomiędzy jonami H3O+ i OH- a niezdysocjowaną wodą można wyrazić stałą równowagi:
Ponieważ stężenie czystej wody w wodzie jest wielkością stałą to iloczyn K" [H2O]2 jest również wielkością stałą
i nazywany jest iloczynem jonowym wody Kw.
iloczynem jonowym wody Kw.
Kw = K" [H2O]2 = [H3O+] " [OH-] = 1x10-14 (mol/dm3)2 (298,15K)
W czystej wodzie stężenie jonów hydroniowych (wodorowych) jest równe stężeniu jonów
wodorotlenowych: [H3O+] = [OH-] = 1x10-7 mol/dm3
Podobnie jak w czystej wodzie, również we wszystkich roztworach obojętnych [H3O+]=10-7 mol/dm3
W roztworach kwaśnych [H3O+] > 10-7 mol/dm3 a w roztworach zasadowych [H3O+] < 10-7 mol/dm3.
Posługiwanie się tak małymi stężeniami jest niewygodne w zapisach i obliczeniach. Dlatego przyjęto
wyrażać stężenie jonów wodorowych w roztworze w tzw. skali pH.
skali pH
8
Substancja pH
pH definiuje się jako ujemny logarytm dziesiętny
pH
1 M kwas solny 0
z wartości liczbowej stężenia jonów hydroniowych
Kwas akumulatorowy < 1,0
(wodorowych).
Kwas żołądkowy 1,5  2
Sok cytrynowy 2,4
pH = - log [H+] lub pH = - log [H3O+]
Coca-cola 2,5 czyli
[H3O+] = 10-pH
Ocet 2,9
Sok pomarańczowy 3,5
pOH = - log[OH-]
Piwo 4,5
czyli
Kawa 5,0
[OH-] = 10-pOH
Herbata 5,5
Kwaśny deszcz < 5,6
pKw =pH+pOH= 14
Mleko 6,5
Czysta woda 7
Roztwory wodne ze względu na odczyn dzielimy na:
Ślina człowieka 6,5  7,4
obojętne pH=pOH= 7
Krew 7,1  7,4
Woda morska 8,0
kwaśne pH < 7, pH < pOH
Mydło 9,0  10,0
Woda amoniakalna 11,5
zasadowe pH > 7, pH > pOH
Woda wapienna 12,5
1 M roztwór NaOH 14 9
OBLICZENIA
Zadanie 1
Oblicz pH roztworu wodnego HCl o stężeniu jonów [H3O+] = 2·10-2 mol/dm3.
Zadanie 2
Oblicz pH roztworu wodorotlenku baru o stężeniu 0,002 mol/dm3.
Zadanie 3
Jakie jest stężenie molowe mocnego jednoprotonowego kwasu, jeżeli wykładnik stężenia jonów wodorowych
pH = 1,60? (Dysocjacja kwasu jest pełna).
Zadanie 4
Oblicz pH roztworu wodnego CH3COOH o stężeniu c = 0,02 mol/dm3. StaÅ‚a dysocjacji tego kwasu Kc = 1,74 ·10-5.
Zadanie 5
Oblicz pH i pOH wodnego roztworu amoniaku o stężeniu 0,001 mol/dm3, jeżeli w tym stężeniu jego stopień
dysocjacji Ä… wynosi 0,12.
Zadanie 6
Oblicz stopień i stałą dysocjacji słabego jednoprotonowego kwasu HA o stężeniu 0,1 mol/dm3, jeżeli pH jego
roztworu wynosi 2,97.
Zadanie 7
200 cm3 roztworu NaOH o pH = 13,15 wlano do 800 cm3 wody. Oblicz pH tak przygotowanego roztworu.
Zadanie 8
pH roztworu amoniaku wynosi 10,67. Znając stopień dysocjacji elektrolitycznej NH4OH w tym roztworze
ą = 0,018. Oblicz jego stężenie molowe.
10
MIESZANINY BUFOROWE = ROZTWORY BUFOROWE = BUFORY
Są to roztwory, których wartość pH po dodaniu mocnych kwasów albo zasad, jak i po
rozcieńczeniu wodą zmienia się nieznacznie.
Roztworami buforowymi są najczęściej wodne roztwory słabych kwasów albo zasad i ich
Roztworami buforowymi
odpowiednich soli o zbliżonych stężeniach. Rolę mieszanin buforowych spełniają również
roztwory wodorosoli, np.: NaHCO3, NaH2PO4 lub Na2HPO4.
Roztwory buforowe charakteryzują się określonym stężeniem jonów wodorowych i służą do
Roztwory buforowe
utrzymania stałej kwasowości roztworów oraz do jej kontroli.
Przykłady roztworów buforowych:
bufor octanowy: CH3COOH, CH3COONa  słaby kwas i jego sól (w zakresie pH = 3,5-6)
bufor amonowy: NH3" H2O, NH4Cl  słaba zasada i jej sól (w zakresie pH = 8-11)
bufor fosforanowy: KH2PO4, K2HPO4  dwie sole kwasu wieloprotonowego
(w zakresie pH=5,5-8)
Roztwory buforowe odgrywają ważną rolę:
Roztwory buforowe
w procesach biochemicznych organizmów roślinnych i zwierzęcych, zapewniając ściśle
określoną kwasowość środowiska
chronią przed kwasicą do której może prowadzić cukrzyca, głodzenie i alkoholizm lub
zasadowicÄ…
w chemii analitycznej (kompleksometryczne oznaczanie magnezu)
w wielu procesach technologicznych (fermentacja, galwaniczne pokrycia metaliczne).
11
pH roztworu buforowego
pH buforu jest wielkością zależną od 3 czynników:
pH buforu
stałej kwasowej użytego kwasu (Ka)
stężenia molowego kwasu (ck)
stężenia molowego soli (cs).
Bufor słabego kwasu z solą tego kwasu i mocnej zasady
Bufor słabego kwasu z solą tego kwasu i mocnej zasady
Rozważmy bufor kwasu octowego z octanem sodu. Stała kwasowa przyjmuje dla kwasu octowego, postać:
+
[H ][CH3COO- ]
Ka =
[CH3COOH ]
Obecność jonów octanowych z dysocjacji soli wyhamowuje do zera stopień dysocjacji kwasu. Stąd wniosek,
Obecność jonów octanowych z dysocjacji soli wyhamowuje do zera stopień dysocjacji kwasu
że cały kwas jest niezdysocjowany, a wszystkie jony CH3COO- obecne w roztworze pochodzą z dysocjacji soli.
Zatem wartość Ka, po zastąpieniu [CH3COOH] = ck oraz [CH3COO-] = cs, wyrazić możemy jako:
cs
+
Ka = [H ]
ck
Wyrażenie to logarytmujemy i wyliczamy pH:
logKa = log[H+] + log(cs/ck) /(-1)
-logKa = -log[H+] - log(cs/ck)
pKa= pH - log(cs/ck)
pH = pKa+ log(cs/ck) lub pH = pKa- log(ck/cs) jt. równanie Hendersona-Hasselbalcha służące do obliczania
pH = pKa+ log(cs/ck) lub pH = pKa- log(ck/cs)
pH roztworu buforowego składającego się z roztworu słabego kwasu i jego soli z mocną zasadą.
12
pH roztworu buforowego
Bufor słabej zasady z solą tej zasady i mocnego kwasu
Bufor słabej zasady z solą tej zasady i mocnego kwasu
Rozważmy bufor amonowy (NH4OH + NH4Cl). Stała dysocjacji zasady przyjmuje postać:
+ -
[NH ][OH ]
4
Kb =
[NH OH ]
4
Obecność jonów NH4+ z dysocjacji soli wyhamowuje do zera stopień dysocjacji zasady. Stąd wniosek, że cały
Obecność jonów NH4+ z dysocjacji soli wyhamowuje do zera stopień dysocjacji zasady.
wodorotlenek jest niezdysocjowany, a wszystkie jony NH4+ obecne w roztworze pochodzÄ… z dysocjacji soli.
Zatem wartość Kb, po zastąpieniu [NH4OH] = cz oraz [NH4+] = cs, wyrazić możemy jako:
cs
-
Kb = [OH ]
cz
Wyrażenie to logarytmujemy i wyliczamy pH:
logKb = log[OH-] + log(cs/cz) /(-1)
-logKb = -log[OH-] - log(cs/cz)
pKb= pOH - log(cs/cz) pH + pOH = pKw = 14 otrzymujemy
pH = pKw - pKb - log(cs/cz) lub pH = pKw - pKb + log(cz/cs) jt. równanie Hendersona-Hasselbalcha służące
pH = pKw - pKb - log(cs/cz) lub pH = pKw - pKb + log(cz/cs)
do obliczania pH roztworu buforowego składającego się z roztworu słabej zasady i jej soli z mocnym kwasem.
Wartości stałych dysocjacji kwasów czy też zasad można znalez
ć w tablicach matematycznych.
13
OBLICZENIA
Zadanie 9
Oblicz stężenie jonów wodorowych i wykładnik stężenia jonów wodorowych w roztworze buforowym
zawierającym 0,1 mola kwasu octowego i 0,1 mola octanu sodowego w 1 dm3 roztworu. Wartość stałej
dysocjacji kwasu octowego Ka = 1,8" 10-5. Jak zmieni się w tym buforze wykładnik stężenia jonów wodorowych,
jeżeli wprowadzi się do roztworu a) 0,01 mola HCl, b) 0,01 mola NaOH?
Zadanie 10
Do 200 cm3 roztworu CH3COOH o stężeniu 0,15 mol/dm3 wlano 200 cm3 roztworu NaOH o pH = 12,7.
Znając Ka = 1,8" 10-5, obliczyć pH otrzymanego roztworu.
Zadanie 11
Do 300 cm3 0,2 molowej zasady amonowej dodano 200 cm3 0,15 molowego roztworu HCl.
Obliczyć pH otrzymanego roztworu. Kb = 1,8" 10-5
14
REAKCJE MI
DZY KWASAMI I ZASADAMI  reakcje zobojętniania
sÄ… podstawÄ…
tzw. objętościowej metody oznaczania stężenia kwasów lub zasad - alkacymetrii.
Według definicji Arrheniusa reakcją zobojętnienia jest reakcja w której jon wodorowy H+ (lub w innej
reakcją zobojętnienia
konwencji H3O+) pochodzÄ…cy z kwasu reaguje z jonem wodorotlenowym OH- zasady, tworzÄ…c wodÄ™.
H3O+ + OH- 2H2O
H3O+ + OH- 2H2O
Terminu ,,zobojętnianie,, nie należy rozumieć dosłownie, ponieważ tylko kwasy i zasady o zbliżonej mocy mogą
utworzyć rzeczywiście obojętny roztwór. Ponadto reagenty muszą występować w ilościach stechiometrycznych.
W oznaczeniach alkacymetrycznych można przeprowadzać:
miareczkowanie mocnej zasady mocnym kwasem
miareczkowanie mocnego kwasu mocnÄ… zasadÄ…
miareczkowanie słabego kwasu mocną zasadą
miareczkowanie słabej zasady mocnym kwasem
W każdym z tych przypadków, w miarę wprowadzania substancji miareczkującej, w roztworze zachodzą
zmiany stężenia jonów wodorowych lub wodorotlenowych, następuje więc zmiana pH roztworu.
Stężenie roztworu zasad oznacza się mianowanym roztworem kwasu (alkalimetria) a stężenie roztworu kwasu
mianowanym roztworem zasad (acydymetria).
Moment zobojętnienia obserwuje się na podstawie zmiany barwy dodanego do roztworu indykatora czyli
wskaz
nika, którego barwa zależy od pH roztworu  punkt równoważności molowej.
Po zakończeniu miareczkowania oblicza się stężenie roztworu kwasu lub roztworu zasad.
15
MIARECZKOWANIE
Ilościowy przebieg zmian pH w roztworze podczas
miareczkowania odzwierciedla krzywa miareczkowania,
która przedstawia zmiany pH roztworu w zależności od
objętości zużytego roztworu miareczkującego.
Podczas miareczkowania mianowany roztwór kwasu lub zasady
wprowadza się do analizowanej próbki w takiej ilości, aby
uchwycić moment, kiedy reagenty przereagują w ilościach
stechiometrycznych. Moment, kiedy reagenty występują w
ilościach stechiometrycznych nosi nazwę
punktu równoważności molowej (PRM).
Miareczkowanie
mocnego kwasu
mocnÄ… zasadÄ…
16
Miareczkowanie kwasów zasadą
Mocne zasady i mocne kwasy są całkowicie zdysocjowane, a więc
początkowe stężenie jonów wodorowych jest praktycznie równe
stężeniu kwasu.
W punkcie równoważnikowym (ilość zasady równoważy ilość
W punkcie równoważnikowym (ilość zasady równoważy ilość
kwasu) tworzy się niehydrolizująca sól i woda, a więc stężenie
kwasu) tworzy się niehydrolizująca sól i woda, a więc stężenie
jonów wodorowych w tym punkcie równe jest
jonów wodorowych w tym punkcie równe jest
[H3O+] = 10-7 mol/dm3 (pH =7).
[H3O+] = 10-7 mol/dm3 (pH =7).
Mały nadmiar zasady powoduje wzrost pH powyżej 7.
W pobliżu punktu równoważnikowego następuje gwałtowny skok
pH po dodaniu niewielkiej ilości roztworu mianowanego.
Znaczny wzrost pH przed osiągnięciem i po przekroczeniu PRM
wywołany niewielkim dodatkiem ilości odczynnika
miareczkujÄ…cego, nazywa siÄ™ skokiem miareczkowania.
Skok ten czyli punkt PRM wykrywamy za pomocÄ… wskaz
ników,
które zmieniają barwę przy zmianach pH roztworu.
Z krzywej miareczkowania, przedstawionej na rysunku, wynika, że dla uchwycenia punktu PRM można
stosować zarówno oranż metylowy jak i fenoloftaleinę.
Również krzywe miareczkowania mocnej zasady mocnym kwasem, podobnie jak dla miareczkowania
Również krzywe miareczkowania mocnej zasady mocnym kwasem, podobnie jak dla miareczkowania
mocnego kwasu mocnÄ… zasadÄ… majÄ… punkt PRM. Taka krzywa miareczkowania jest zwierciadlanym
mocnego kwasu mocnÄ… zasadÄ… majÄ… punkt PRM. Taka krzywa miareczkowania jest zwierciadlanym
odbiciem krzywej miareczkowania mocnego kwasu mocnÄ… zasadÄ….
odbiciem krzywej miareczkowania mocnego kwasu mocnÄ… zasadÄ….
17
Miareczkowanie słabych kwasów mocną zasadą
W początkowym punkcie (A) stężenie jonów wodorowych nie jest równe
stężeniu molowemu kwasu, ponieważ miareczkowany kwas jest kwasem
słabym a to oznacza, że jest w niewielkim stopniu zdysocjowany.
Stężenie jonów wodorowych w tym przypadku zależy od stałej dysocjacji
kwasu Ka i jego stężenia molowego cm.
Po wprowadzeniu do roztworu pewnej ilości zasady tworzy się sól
i pozostaje nadmiar słabego kwasu. Tworzy się roztwór buforowy, w którym
stężenie jonów wodorowych zależy od wartości stałej dysocjacji słabego
kwasu oraz od stosunku stężenia kwasu do stężenia powstałej w reakcji
zobojętnienia soli cm(a)/cm(s). Stężenie powstałej soli jest stechiometrycznie
równe ilości wprowadzonej zasady.
W punkcie PRM reagenty występują w ilościach stechiometrycznych a sól
która powstawała podczas miareczkowania nadaje roztworowi odczyn
zasadowy. Po przekroczeniu punktu PRM w roztworze pojawia siÄ™ nadmiar
wprowadzonej zasady i jej sól. Na krzywej miareczkowania przed
osiągnięciem punktu równoważnikowego występuje przegięcie (B).
Jest to moment kiedy 50% kwasu przereagowało, odnosząc to do wielkości
stechiometrycznych.
Osiągnięcie punktu równowagi miareczkowania będzie
określone przez punkt PRM dla pH < 7.
Dla tego przypadku najodpowiedniejszym wskaz
nikiem
jest czerwień metylowa, gdyż zmiana jej barwy
zachodzi dokładnie w granicach skoku miareczkowania
(pH = 6,2 - 4,2).
18
Wskaz
niki alkacymetryczne = indykatory
Wskaz
niki są to substancje, które barwą reagują na kwasowość i zasadowość środowiska do którego zostaną dodane.
Wskaz
niki są to substancje, które barwą reagują na kwasowość i zasadowość środowiska do którego zostaną dodane.
Wskaz
niki to słabe kwasy lub słabe zasady (najczęściej oraganiczne), których wzory można przedstawić w postaci
Wskaz
niki
ogólnej:RH  słaby kwas lub ROH  słaba zasada
W wodzie dysocjują zgodnie z równaniem, np.:
RH + H2O R- + H3O+
Barwa a Barwa b
Stan równowagi ulega zakłóceniu po dodaniu kwasu lub zasady, zgodnie z regułą Le Chateliera i Brauna,
czemu towarzyszy zmiana barwy wskaz
nika.
Przy miareczkowaniu słabych kwasów mocnymi
zasadami należy stosować wskaz
niki, których
zmiana barwy następuje przy wartościach
pH > 7, np. fenoloftaleina.
Przy miareczkowaniu słabych zasad mocnymi
kwasami należy stosować wskaz
niki zmieniajÄ…ce
barwę przy wartości pH < 7, np. oranż metylowy,
czerwień metylowa.
Natomiast dla mocnych kwasów i mocnych zasad
najlepsze sÄ… wskaz
niki zmieniajÄ…ce barwy w
granicach 3 < pH < 10, np. lakmus (zmiany
barwy odpowiednio w granicach 4,5 - 8,3 oraz
6,0 - 7,6).
19
Obliczenia w alkacymetrii
Zadanie 12
Jakie jest stężenie molowe kwasu szczawiowego powstałego przez rozpuszczenie w wodzie odważki
krystalicznego związku o masie 1,2830 g i dopełnienia kolby miarowej do objętości 200 cm3?
MH2C2O4 X 2H2O = 126,06 g/mol
Zadanie 13
Jakie jest stężenie zasady sodowej, jeżeli jej 20 cm3 jest zobojętniane przez 25,8 cm3 roztworu kwasu
szczawiowego o stężeniu 0,1005 mol/dm3.
Zadanie 14
Na miareczkowanie 20 cm3 kwasu octowego używanego do otrzymywania marynat o gęstości 1,1 g/cm3
zużyto 15,50 cm3 roztworu NaOH o stężeniu 0,8505mol/dm3. Określ stężenie molowe i procentowe kwasu
octowego. MCH3COOH = 60g/mol
Zadanie 15
20 cm3 0,100 molowego roztworu NaOH miareczkowano 0,100 molowym roztworem HCl. Oblicz pH
roztworu miareczkowanego po dodaniu: a) 0 b) 10,0 c) 20,0 d) 30 cm3 roztworu kwasu solnego.
20
Gdy przyjdą Święta w srebrnej bieli,
Gdy przyjdą Święta w srebrnej bieli,
gdy Stary Rok w Nowy siÄ™ zamieni,
gdy Stary Rok w Nowy siÄ™ zamieni,
niech się Wam spełnią wszystkie marzenia.
niech się Wam spełnią wszystkie marzenia.
21